Reacciones De Oxido Reduccion 1x665z

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE CHILE CARRERA DE KINESIOLOGÍA ASIGNATURA DE QUÍMICA 2017

REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

DRA. ROWENA TÉLLEZ N.

REACCIONES REDOX

Las reacciones redox se caracterizan por la transferencia de electrones de una especie química a otra. Ejemplos: 2 Mg + O2 0

0

Zn + CuSO4 0

+2

5 FeCl2 + KMnO4 + 8 HCl +2

+7

2 MgO +2 -2

ZnSO4 + Cu +2

0

5 FeCl3 + MnCl2 + 4 H2O +3

+2

SEMI REACCIONES Tomemos como ejemplo la siguiente reacción: 0

+2

+2

Zn + CuSO4

ZnSO4

0

+ Cu

Este proceso puede visualizarse al dividirlo en dos etapas, o semi reacciones:  Una semi reacción de oxidación: aquella que implica pérdida de electrones por parte del Zn: 0

Zn

+2

Zn

+ 2 e-

 Una semi reacción de reducción: aquella que implica ganancia de electrones por parte del Cu+2 Cu

+2

+ 2 e-

Cu

0

SEMI REACCIONES La suma de las dos semi reacciones produce la reacción global: 0

+2

Zn Cu 0

Zn

+2

+ 2 e+2

Zn + Cu

+ 2 eCu

0

+2

+ 2 e-

Zn

0

+ Cu

+ 2 e-

Al cancelar los electrones a ambos lados de la ecuación, nos queda: 0

+2

+2

Zn + Cu

(El anión sulfato SO4

Zn -2

0

+ Cu

no cambia en la reacción)

SEMI REACCIONES

0

Zn

Cu

+2

Zn

(s)

+2

(ac)

+ 2 e-

(ac)

+ 2 e-

Cu

0

(s)

OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

 Oxidación es la pérdida de electrones.  Reducción es la ganancia de electrones. Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultaneamente una reducción. En la reacción analizada 0

 el Zn se oxida: pierde electrones y su Nº de oxidación aumenta. +2

 el Cu

se reduce: gana electrones y su Nº de oxidación disminuye.

AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR En una reacción Redox podemos identificar:  el agente reductor: especie química que cede sus electrones. El Zn es el agente reductor. Al ceder electrones, él se oxida.  el agente oxidante: especie química que capta los electrones. El CuSO4 es el agente oxidante. Si bien es el Cu+2 el que capta electrones, se considera como agente oxidante al compuesto completo. Al captar electrones, él se reduce. El agente reductor le entrega sus electrones al agente oxidante.

REACCIONES REDOX RESUMEN

Oxidación

Pérdida de electrones

Reducción

Ganancia de electrones

Agente reductor

Compuesto o elemento que cede electrones

Reduce a otro elemento o compuesto Se oxida, su Nº de oxidación aumenta

Agente oxidante

Compuesto o elemento que gana electrones Oxida a otro elemento o compuesto Se reduce, su Nº de oxidación disminuye

EJERCICIO Dada la siguiente reacción redox:

5 FeCl2 + KMnO4 + 8 HCl +2 -1

+1 +7 -2

+1 -1

5 FeCl3 + MnCl2 + 4 H2O +KCl +3 -1

+2 -1

+1 -2

A. Escriba las semi reacciones de reducción y de oxidación. B. Identifique al agente reductor y al agente oxidante. Semi reacción de reducción: Semi reacción de oxidación:

Mn Fe

+7

+ 5 e-

+2

Mn Fe

+3

+2

+ 1 e-

/ x 5

+2

Agente reductor: FeCl2, compuesto que contiene el Fe , quien entrega e- y +7 reduce al Mn . Es el compuesto que se oxida, que aumenta su Nº de oxidación. +7

Agente oxidante: KMnO4, compuesto que contiene el Mn , quien capta e- y +2 oxida al Fe . Es el compuesto que se reduce, que disminuye su Nº de oxidación.

Nº DE OXIDACIÓN Para identificar al agente oxidante y al agente reductor en una reacción redox necesitamos conocer el Nº o estado de oxidación de los reaccionantes y productos.

 El Nº de oxidación representa el nº de electrones que un elemento pone en juego cuando se forma un compuesto determinado.  Es (+) si el átomo pierde electrones en un compuesto iónico o los comparte con un átomo con mayor tendencia a ganarlos (más electronegativo) en un compuesto covalente.  Es (-) si el átomo gana electrones en un compuesto iónico o los comparte con un átomo con mayor tendencia a cederlos (menos electronegativo) en un compuesto covalente. Corresponde además a la carga eléctrica “formal” (que puede no ser real como en los compuestos covalentes) que se asigna a un elemento en un compuesto.

REGLAS PARA ASIGNAR EL Nº DE OXIDACIÓN

1. El número de oxidación de cualquier elemento cuando no está combinado con otro elemento diferente es cero. (Na, Cu, H2, Cl2). 2. El oxígeno en la gran mayoría de los compuestos es -2. En los peróxidos (H2O2) es -1 y en el F2O es +2. 3. El hidrógeno en la gran mayoría de los compuestos es +1. En los hidruros metálicos es -1. (NaH, CaH2)

4. El número de oxidación de cualquier metal que forma parte de un compuesto (óxidos, hidruros, sales) es positivo.(CaO, AlH3, NaCl) 5. En los iones monoatómicos, el número de oxidación es la carga +1 -1 real del ion. (Na Cl )

REGLAS PARA ASIGNAR EL Nº DE OXIDACIÓN 6. En iones poliatómicos, la suma de los números de oxidación de los elementos debe ser igual a la carga del ion. anión sulfato

-2 SO4

+6 -2



+6 + (-2 x 4) = -2

7. En los compuestos, que son especies químicas neutras, la suma de los números de oxidación de todos los elementos es igual a cero.

H2SO4 +1 +6 -2



(+1 x 2) + (+6) + (-2 x 4) = 0

ANEXO

ELECTROQUÍMICA

La electroquímica estudia las interconversiones de energía química en energía eléctrica y viceversa. Estas interconversiones se llevan a cabo en dispositivos llamados celdas electroquímicas, que pueden ser  celdas galvánicas, en las cuales se transforma energía química en energía eléctrica  celdas electrolíticas, en las cuales es posible producir una reacción química mediante el empleo de corriente eléctrica. Este proceso de denomina electrolisis.

PILAS GALVÁNICAS: PILA DE DANIELL PILA DE DANIELL e-

ee-

ÁNODO: oxidación

e-

Cl-

semipila semi reacción

ZnSO4 Zn0

CÁTODO: reducción

KCl

K+

Zn0(s)

Cu0(s)

Zn+2

Cu+2

Zn+2 + 2e-

DEºOx = + 0,76 volts

Cu+2 + 2e-

CuSO4

semipila semi reacción

Cu0

DEºRed = + 0,34 volts

PILAS GALVÁNICAS: POTENCIAL O FUERZA ELECTROMOTRIZ El potencial (o fuerza electromotriz) estándar desarrollado por una pila corresponde a:

DEº = DEºOxidación + DEºReducción En el caso de la pila de Daniell, corresponde a: DEº = 0,76 + 0,34 = 1,1 volts Medición de DEº: Es imposible medir el potencial de un sólo electrodo o semipila. Entonces ¿cómo se miden los DEº de las semipilas? 0

Zn

+2

Cu + 2evolts

+2

Zn

+ 2eCu

0

DEº = 0,76 volts DEº = 0,34

ELECTRODO DE HIDRÓGENO Electrodo de hidrógeno H2 a 1 atm de presión 25º C [H+] = 1 M Consta de un electrodo de Pt.

Puede funcionar como ánodo o como cátodo. Semi reacciones: 2 H+(ac) H2(g)

H2(g) DEº = 0,0 volts 2 H+(ac)

Por convención DEº = 0,0 volts

MEDICIÓN DEL DEº DE SEMIPILAS O SEMI REACCIONES

Para conocer el DEº de la semireacción del Zn a Zn+2 (oxidación del Zn), se construye una pila con el electrodo de hidrógeno.

DEº = DEºOxidación + DEºReducción

DEº = DEºOxidación + 0,0

Para conocer el DEº de la semireacción del Cu+2 a Cu0 (reducción del Cu+2), se construye una pila con el electrodo de hidrógeno.

DEº = DEºOxidación + DEºReducción

DEº = 0,0 + DEº

Reducción

RELACIÓN ENTRE DEº y DGº de una reacción redox Los conceptos desarrollados para las pilas galvánicas son aplicables para cualquier reacción redox. Para cualquier reacción redox, tanto la semi reacción de oxidación como la semi reacción de reducción poseen un DEº y se puede calcular el DEº de la reacción. El DEº de la reacción redox se relaciona con el DGº de la reacción:

DGº = - n F DE° F = constante Faraday = 96485 coulombs/mol = 23062 cal/volt n = número de electrones transferidos en la reacción

x

mol

Si DEº es (+)  DGº es (-)  reacción exergónica, espontánea Si DEº es (-)  DGº es (+)  reacción endergónica, no espontánea